Effetto ione comune
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L'effetto ione comune, o effetto retrocessione, è un termine utilizzato per descrivere l'effetto dovuto dalla dissoluzione in una soluzione di due soluti con stesso ione.
La presenza dello ione comune sopprime, ad esempio, la ionizzazione di un acido debole o base debole.
[modifica] Esempi
- Se l'acetato di sodio e l'acido acetico sono sciolti nella stessa soluzione, entrambi si dissociano e ionizzano per produrre ioni acetato CH3COO-. L'acetato di sodio è un elettrolita forte e si dissocia totalmente in soluzione nei suoi ioni. L'acido acetico è invece un acido debole, pertanto si dissocia solo parzialmente (se messo a confronto con un elettrolita forte). Secondo il principio di Le Chatelier, l'aggiunta di anioni acetato dall'acetato di sodio sopprime la dissoiazione dell'acido acetico spostando il suo equilibrio verso sinistra.
- CH3COONa(s) → Na+(aq) + CH3COO-(aq)
- CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Questo accresce il pH dela soluzione che risulterà meno acida che una contenente solo acido acetico.
- Se l'acido cloridrico e l'acido tartarico sono sciolti nella stessa soluzione, entrambi si dissociano e ionizzano per produrre cationi ossonio (H3O+). L'acido cloridrico è un acido forte e si ionizza totalmente in soluzione. L'acido tartarico è invece un acido debole, pertanto si dissocia molto poco. Secondo il principio di Le Chatelier, l'aggiunta di cationi ossonio dall'acido cloridrico sopprime la ionizzazione dell'acido tartarico spostando il suo equilibrio verso sinistra.
- HCl(aq) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
- HC4H5O6(l) ⇄ H3O+(aq) + C4H5O6-(aq)
Questo si rivela utile per calcolare il pH della soluzione: la concentrazione degli ioni ossonio derivanti dall'acido tartarico possono essere trascurati, sia per la bassa costante di dissociazione acida, sia per l'effetto ione comune che ne riduce ulteriormente la ionizzazione, quindi, con ottima approssimazione:
pH = − log10aHCl
- Sciogliendo in acqua due ipotetici sali MX ed MY, questi avranno rispettivamente prodotto di solubilità:
- Kps MX = [M+] [X-]
- Kps MY = [M+] [Y-]
[M+] però in questo caso sarà la somma delle concentrazioni dei due sali col risultato che entrambi risulteranno meno solubili di ognono preso separatamente.
